非活化分子轉變為活化分子所須吸收的能量。溫度對化學反應速率的顯著影響，有許多經驗的說法。例如，溫度每升高10℃，化學反應速率增加2～3倍即其中之一。此定量規律以及對此顯著的溫度效應的解釋是由S.A.阿倫尼烏斯在1889年首先提出的，稱為指數定律：
k＝Aexp[－E
lnk＝lnA－Ea/(RT)
式中Ea和A分別為實驗活化能和指前因子，是化學動力學中極重要的兩個參數；R為氣體常數；T為熱力學溫度。從指數定律看，活化能的變化對速率常數k的影響比指前因子的變化更顯著。由於可用實驗測定不同溫度下的k值，Ea和A值可分別由1nk對1/T圖中直線的斜率和截距求得（圖1）。
在反應的條件下，並不是反應物分子的每一次碰撞都能發生反應。阿倫尼烏斯認為，隻有“活化分子”才能發生反應，而由非活化分子轉變為活化分子需要吸收的能量就是活化能。但“活化分子”的概念缺乏確切的定義。根據近代理論，兩個分子發生反應碰撞時必須獲得一個臨界構型──過渡態（即“活化分子”），一旦獲得此構型，反應即發生。過渡態具有比反應物分子和產物分子都要高的勢能，或者說反應有一勢能壘。互撞的反應物分子必須具有較高的能量足以克服反應勢能壘，才能達到過渡態的構型，否則分子的碰撞對反應無效，反應不能發生（圖2）。
過渡態中原子間的相互作用能，決定瞭反應勢能壘的高度。勢能壘的存在就是活化能的本質。指數定律中
E
a反映瞭反應勢能壘的存在，指前因子
A則與分子的碰撞頻率相關。
在一定的溫度下，反應物分子中能量的分佈服從一定的分佈定律──玻耳茲曼分佈律。據此，互撞分子的能量有很高值的隻占極少數。因此，反應活化能越大，能達到過渡態的分子的百分率越小，反應的速率就越低，但是由玻耳茲曼分佈律可知，提高溫度，則高能量分子的比例增加比較迅速。這就解釋瞭反應速率的顯著的溫度效應。
如果一個反應的真正機理並不和計量方程所表示的一致，則由實驗求出的Ea值和A值隻是表觀的值。